专题3 溶液中的离子反应第一单元弱电解质的电离平衡一、强电解质和弱电解质(一)强电解质和弱电解质1．电解质和非电解质(1)电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。

(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。

2．强电解质与弱电解质(1)强电解质在水溶液中能够完全电离的电解质。

如：强酸、强碱、绝大多数盐。

(2)弱电解质在水溶液中只能部分电离的电解质。

如：弱酸、弱碱、极少数的盐。

强电解质与弱电解质的比较【注意】(1)CO2、SO2、NH3等物质溶于水能导电，是因为溶于水后生成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O等电解质导电，不是其本身电离出离子，故应为非电解质。

(2)电解质的强、弱与其溶解性无关。

难溶的盐如AgCl、CaCO3等，溶于水的部分能完全电离，是强电解质。

易溶的如CH3COOH、NH3·H2O等在溶液中电离程度较小，是弱电解质。

(3)电解质的强弱与其溶液导电能力强弱没有必然联系，溶液导电能力是由单位体积内自由移动电荷数目的多少决定的，只是在相同条件下，相同类型、相同浓度的电解质溶液，强电解质溶液的导电能力大于弱电解质溶液。

区分电解质强弱的依据是电解质在水溶液中能否完全电离，即电离程度。

(4)在强弱电解质的判断中还要特别注意其概念的研究范畴——化合物，溶液、单质即使导电也不是电解质。

(二)弱电解质的电离平衡1．电离平衡状态(1)概念：在一定条件(如温度、浓度一定)下，当弱电解质在水溶液中电离达到最大程度时，电离过程并没有停止，此时弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液中各分子和离子的浓度都不再发生变化，就达到了电离平衡。

(2)建立过程(3)电离平衡的特征2．弱电解质的电离方程式的书写电离方程式的书写：强电解质的电离方程式：用===连接；弱电解质的电离方程式：用连接，如CH3COOH、NH3·H2O的电离方程式分别为CH3COOH CH3COO－＋H＋、NH3·H2O NH＋4＋OH－。

(1)弱电解质电离方程式的书写用“⇌”表示。

(2)多元弱酸是分步电离的，电离程度逐步减弱，可分步书写电离方程式。

如H2CO3的电离方程式是H2CO3⇌H＋＋HCO－3，HCO－3⇌H＋＋CO2－3，以第一步电离为主。

(3)多元弱碱的电离也是分步进行的，但是一般按一步电离的形式书写。

如Fe(OH)3的电离方程式是Fe(OH)3⇌Fe3＋＋3OH－。

3．电离平衡的影响因素(1)实例分析分析改变下列条件对醋酸电离平衡的影响：条件改变平衡移动方向c(H＋) n(H＋) 电离程度导电能力升高温度向右移动增大增大增大增强加H2O 向右移动减小增大增大减弱通HCl 向左移动增大增大减小增强加少量NaOH(s) 向右移动减小减小增大增强加少量CH3COONa (s) 向左移动减小减小减小增强加少量CH3COOH 向右移动增大增大减小增强(2)影响因素①升高温度使电离平衡向电离的方向移动，因为电离一般是吸热过程。

②弱电解质的浓度降低，电离平衡向电离的方向移动，因为离子相互碰撞结合为分子的几率减小。

③在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时，电离平衡逆向移动。

④加入能与弱电解质电离出的离子发生反应的离子时，电离平衡向电离方向移动。

【注意】电解质电离方程式的书写1．强电解质电离方程式书写的三类易错点(1)强酸的酸式盐的电离，如NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4(2)弱酸的酸式盐的电离，如NaHCO3===Na＋＋HCO－3(3)熔融态时，NaHSO4===Na＋＋HSO－42．弱电解质部分电离，在写电离方程式时，用“”。

(1)一元弱酸、弱碱一步电离：如CH3COOH：CH3COOH CH3COO－＋H＋，NH3·H2O：NH 3·H2O NH＋4＋OH－。

(2)多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并(其中以第一步电离为主)。

如H2CO3：H2CO3H＋＋HCO－3(主)，HCO－3H＋＋CO2－3(次)。

(3)多元弱碱分步电离(较复杂)，在中学阶段要求一步写出。

如Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。

一元强酸和一元弱酸的比较1．相同体积、相同物质的量浓度的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较比较项目酸c(H＋) 酸性中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的总量与同一金属反应时的起始反应速率一元强酸大强相同相同大一元弱酸小弱小2.相同体积、相同c(H＋)的一元强酸(如盐酸)与一元弱酸(如醋酸)的比较比较项目酸c(H＋) 酸性中和碱的能力与足量活泼金属反应产生H2的总量与同一金属反应时的起始反应速率一元强酸相同相同小少相同一元弱酸大多二、电离平衡常数、水的离子积（一）电离平衡常数1．概念在一定温度下，当弱电解质达到电离平衡时，弱电解质电离出的各离子浓度幂之积与溶液中未电离的分子浓度的比值(为一常数)，简称电离常数，用K 表示。

2．表达式(1)CH 3COOH 的电离常数表达式是K a ＝c (CH 3COO －)·c (H ＋)c (CH 3COOH )。

(2)NH 3·H 2O 的电离常数表达式是K b ＝c (NH ＋4)·c (OH －)c (NH 3·H 2O )。

(3)H 2S 在水溶液中分两步电离，即H 2SH ＋＋HS －、HS－H ＋＋S 2－，其电离常数表达式分别为 K a1＝c (H ＋)·c (HS －)c (H 2S )、K a2＝c (H ＋)·c (S 2－)c (HS －)。

3．意义表示弱电解质的电离能力。

一定温度下，K 值越大，弱电解质的电离程度越大，酸(或碱)性越强。

4．电离常数的影响因素【注意】(1)电离常数的大小由弱电解质本身的性质决定，同一温度下，不同弱电解质的电离常数不同，K 值越大，电离程度越大。

(2)同一弱电解质在同一温度下改变浓度时，其电离常数不变。

(3)多元弱酸电离常数：K 1≫K 2≫K 3，其酸性主要由K 1大小决定。

（二）电离度1．定义弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离和未电离的)的百分率，称为电离度，通常用α表示。

2．数学表达式α＝已电离的弱电解质的分子数弱电解质的初始分子数×100%或α＝已电离的弱电解质的浓度弱电解质的初始浓度×100%或α＝已电离的弱电解质的物质的量弱电解质的初始物质的量×100%3．意义(1)电离度实质上是一种平衡转化率。

表示弱电解质在水中的电离程度。

(2)同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。

4．影响因素：以0.1 mol·L －1 CH 3COOH 为例外因变化 加水 升温 加NaOH 加H 2SO 4 电离度(α) 增大 增大 增大 减小 H ＋数目 增多 增多 减少 增多 c (H ＋) 减小 增大 减小 增大 导电能力减弱增强增强增强影响弱电解质溶液的电离度的因素(1)温度：升高温度，电离平衡正向移动，电离度增大。

(2)浓度：加水稀释，电离平衡正向移动，电离度增大。

即浓度越大，电离度越小；浓度越小，电离度越大。

（三）水的电离1．水的电离(1)水是一种极弱的电解质。

(2)水的电离方程式为H2O＋H2O⇌H3O＋＋OH－，简写为H2O⇌H＋＋OH－。

(3)水的电离平衡常数K电离＝c(H＋)·c(OH－)c(H2O)。

2．水的离子积常数(1)概念：一定温度下，因为K电离为常数，所以c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)为一新常数，叫作水的离子积常数，简称水的离子积，记为K w。

(2)表达式K w＝c(H＋)·c(OH－)。

(3)影响因素K w只受温度的影响，与溶液的酸碱性无关；温度升高，K w增大；25 ℃时，K w＝1.0×10－14。

3．外界条件对水的电离平衡的影响分析下列条件的改变对水的电离平衡H2O H＋＋OH－ΔH>0的影响，并填写下表：改变条件平衡移动方向c(H＋) c(OH－) 水的电离程度K w升高温度右移增大增大增大增大加入酸左移增大减小减小不变加入碱左移减小增大减小不变加入活泼金属(如Na)右移减小增大增大不变【注意】(1)25 ℃时，K w＝1.0×10－14，不仅适用于纯水(或其他中性溶液)，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。

(2)在不同溶液中，c(H＋)、c(OH－)可能不同，但任何溶液中由水电离出的c(H＋)与c(OH－)一定相等。

K w＝c(H＋)·c(OH－)中，c(H＋)、c(OH－)均指整个溶液中所有H＋和OH－的总物质的量浓度。

(3)K w只与温度有关，温度升高，K w增大。